Quimica 1

Resumen
Esta práctica se realizo con la finalidad de conocer un poco más acerca del pH de las sustancias y como nos afectan en la vida diaria. Este reporte muestra los resultados obtenidos con el experimento realizado en clase con sus valores teóricos y sus valores experimentales, así como la forma en que se obtuvieron.
Solución | pH teórico | PH experimental | % Error |
HCL | 2.301 | 5.0 |117.39 |
HCL | 3 | 5.3 | 76.669 |
Na3OH | 11.699 | 9 | 23.070 |
Na3OH | 11 | 8.8 | 20 |

OBJETIVOS
1. El alumno medirá el grado de acidez o basicidad de soluciones electrolíticas fuertes y débiles, por medio de un procedimiento potenciómetro.
2. El alumno calculará el grado de disociación de un electrolito débil y la constante de ionización a partir del pH obtenidoexperimentalmente.
3. El alumno conocerá la aplicación del efecto ión común en una solución amortiguadora.
INTRODUCCION TEORICA
Potencial de Hidrógeno

El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:

Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración deiones OH−.
Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H3O+, tenemos que:
K(constante)w(water; agua) = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14.
Por lo tanto,
log Kw = log [H3O+] + log [OH–]
–14 = log [H3O+] + log [OH–]
14 =–log [H3O+] – log [OH–]

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.
En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.
Constante de disociación

Una constante dedisociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como:
HA  A- + H+
donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndoseen A-, conocida comobase conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado. En el ejemplo que se muestra en la figura, HA representa el ácido acético, y A- el ion acetato. Las especies químicas HA, A- y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. La constante dedisociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L), representado por [HA],[A-] y [H+]:

Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K a, en la práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una medida logarítmica de la constante de acidez, el pKa, que es igual al -log10, y que también suele ser denominadaconstante de disociación ácida:

Ácidos
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienesdefinieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en elvinagre), y al ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en las cuales no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma...